На бирже курсовых и дипломных проектов можно найти образцы готовых работ или получить помощь в написании уникальных курсовых работ, дипломов, лабораторных работ, контрольных работ, диссертаций, рефератов. Так же вы мажете самостоятельно повысить уникальность своей работы для прохождения проверки на плагиат всего за несколько минут.

ЛИЧНЫЙ КАБИНЕТ 

 

Здравствуйте гость!

 

Логин:

Пароль:

 

Запомнить

 

 

Забыли пароль? Регистрация

Повышение уникальности

Предлагаем нашим посетителям воспользоваться бесплатным программным обеспечением «StudentHelp», которое позволит вам всего за несколько минут, выполнить повышение уникальности любого файла в формате MS Word. После такого повышения уникальности, ваша работа легко пройдете проверку в системах антиплагиат вуз, antiplagiat.ru, etxt.ru или advego.ru. Программа «StudentHelp» работает по уникальной технологии и при повышении уникальности не вставляет в текст скрытых символов, и даже если препод скопирует текст в блокнот – не увидит ни каких отличий от текста в Word файле.

Результат поиска


Наименование:


Лекции Общие свойства металлов. Сплавы

Информация:

Тип работы: Лекции. Добавлен: 09.08.2012. Сдан: 2011. Страниц: 4. Уникальность по antiplagiat.ru: < 30%

Описание (план):


Лекция 11.          Общие свойства металлов. Сплавы. 

       Металлы служат основным конструкционным  материалом в машиностроении  и приборостроении. Все они  обладают общими так называемыми  металлическими свойствами, но каждый  элемент проявляет их в соответствии с его положением в периодической системе элементов, т.е. в соответствии с особенностями строения его атома.
     Из 110 известных к настоящему времени  элементов только 22 относится к  неметаллам, остальные – большинство  - металлы. Последние отличаются  от неметаллов химическими, физическими, механическими свойствами. К металлам относятся все s-, d-, f- элементы, а также небольшое количество (7 из 30) p- элементов – алюминий, галлий, индий, таллий, олово, свинец, висмут. В подавляющем большинстве простых веществ этих элементов реализуется металлическая связь.
       Металлам присущи характерные  признаки, проявляющиеся, как правило,  одновременно. Почти все металлы  тяжелее воды и являются твердыми  веществами в компактном состоянии.  Им присущ так называемый металлический блеск. Большинство из них серые или белые, но медь, цезий и золото – красного или желтого цвета. В высокодисперсном состоянии (порошки) металлы обычно имеют черный цвет и не блестят.
              Металлическая связь определяет физические свойства металлов и сильно сказывается на химических соединениях металлов. Атомы металлов содержат мало валентных электронов на внешних энергетических уровнях (1-2), а количество орбиталей с низкой энергией значительно больше. Поэтому электроны в металлах сильно делокализованы -  могут мигрировать по орбиталям. Вследствие малой плотности электронов на внешних уровнях атомы металлов при кристаллизации сближаются и обобщают электроны. При этом при перекрывании внешних орбиталей, в отличие от ковалентной связи, не наблюдается направленного взаимодействия между атомами. Электроны мигрируют от одного атома к другому, осуществляя металлическую связь.
       В электрическом поле мигрирующие  электроны получают направленное  движение – электрический ток  и способны ускоряться. Такое состояние электронов называется состоянием проводимости. Плотность электронов проводимости 1022 – 1023 см-3.
      Металлы можно подразделить на  группы: черные (Fe), тяжелые цветные (Cu, Pb, Zn, Ni, Sn, Hg, Co, Sb, Bi, Cd, ?? 5 г/см3), легкие (Al, Ca, Mg ?? 5 г/см3), драгоценные (Au, Ag), платиновые (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt), редкоземельные (La и лантаноиды, Y, Sc). Драгоценные и платиновые металлы вместе образуют группу благородных металлов.
      На границе раздела двух различных  металлов возникает контактная разность потенциалов. Это обусловлено различной концентрацией электронов проводимости и различной работой выхода электрона у соприкасающихся металлов. Некоторые пары металлов обладают значительной контактной разностью потенциалов. Величина этой разности потенциалов зависит от температуры, что используется для измерения температур (принцип термопар). Чаще применяются термопары из платины и ее сплава с родием.
       Деформация внешних атомных орбиталей  при кристаллизации и образование  ненаправленной металлической связи определяют строение кристаллических решеток металлов. Прежде всего они характеризуются высокими координационными числами – от 8 до 12. Относятся решетки к кубической сингонии: объемно-центрированный куб, гранецентрированный куб, или гексагональной – гексагональная плотная упаковка.
       Характерная особенность металлических  кристаллов, связанная с ненаправленностью  металлической связи, создаваемой  мигрирующими электронами, является  способность к пластической деформации. Смещение плоскостей, заполненных атомами, в кристалле металла не означает его разрушения, если только расстояния между ними изменяются в допустимых пределах, так чтобы металлическая связь не нарушалась.  

Химические  свойства.
        Для металлов характерны следующие общие химические свойства:
1) малая элеткроотрицательностью как следствие низких потенциалов ионизации и малого, чаще отрицательного, сродства к электрону;
2) атомы металлов образуют только положительные элементарные ионы, отдавая электроны
Me0 > Men+ + ne;
3) в сложных ионах или полярных молекулах атомы металлов всегда образуют положительные центры.
      Двумя характерными свойствами  многих металлов являются образование  основных оксидов и гидроксидов,  когда металл находится в степени  окисления +1 или +2. В этом состоянии металлы в кислых водных растворах существуют в виде гидратированных катионов.
      Элементы середины d-блока проявляют значительное разнообразие химических свойств, т.к. могут существовать в различных степенях окисления и способны образовывать множество комплексов. Химические свойства d- элементов определяются степенью заполнения электронами d- подуровня, возможностью возбуждения электронов подуровней d и s для образования связей. Для d- элементов 4 периода наблюдается сходство в распределении электронов с р- элементами этого же периода:
Sc 4s2, 3d1             Ti 4s2, 3d2             V 4s2, 3d3               Cr 4s2, 3d4            Mn 4s2, 3d5
Ga 4s24p1                Ge 4s24p2              As 4s24p3               Se 4s24p4              Br 4s24p5
 Поэтому  наблюдается некоторое сходство  химических свойств металлов  с р- элементами и в первую  очередь, возможность проявлять  высокие степени окисления. Однако  это сходство наблюдается только  для d – металлов, заполняющих подуровень только до половины непарными электронами. Начиная со структуры d6s2, т.е. с момента появления в подуровне d электронных пар, это сходство утрачивается, т.к. спаренные электроны обычно не принимают участия в образовании химической связи и высшая степень окисления снижается.
       Для d – металлов 5 и 6 периодов это снижение задерживается, т.к. они обладают вакантными f и g – орбиталями. В состоянии возбуждения d –электроны могут распариваться и переходить на свободные f и g – орбитали. Этот процесс реализован виде соединений RuO4 и OsO4 для аналогов Fe. Для остальных d- металлов такие соединени по-видимому, еще не получены.
      Все соединения d –металлов в зависимости от степени окисления можно разделить на 3 группы:
1) соединения  высшей степени окисления (+4, +5, +6, +7, +8)
2) соединения  промежуточной степени окисления  (+3, +4)
3) соединения  низшей степени окисления (+1, +2).
       Соединениям высшей степени окисления  свойственны ковалентнополярные  связи, приближающие эти соединения  к соединениям р- элементов этих групп. В соединениях промежуточной степени окисления еще сохраняется значительная доля ковалентнополярной связи. Эти соединения обычно проявляют амфотерность и если не в водных средах, то при сплавлении. Соединения низшей степени окисления образуют молекулы или кристаллы ионного типа.  
       Химические свойства металлов  разнообразны, но в свободном  виде общим для всех металлов  является то, что они всегда  бывают восстановителями. Поэтому  они вступают в реакции с  типичными окислителями – простыми  веществами неметаллами. Отношение металлов к простым веществам окислителям представлено в таблице: 

Окис- литель
    Реагируют Реагируют и  пассивируются     Не  реагируют Основной продукт
  F2 Почти все Al, Fe, Ni, Cu, Zn – без нагревания           _ Фторид (NaF, AlF3, ZnF2)
  Cl2    Почти  все Fe – в отсутствие влаги          _ Хлорид (KCl, NiCl2, AlCl3)
  O2     Многие Al, Ti, Pb, Be, Mg – без нагревания       Au, Pt Оксид (Al2O3, MgO, Na2O)
  S Многие, но при  нагревании                   _ Большинство (при н.у. и охлаждении) Сульфид (Na2S, MgS)
  H2 Щелочные и  щелочно-земель-ные металлы                 _        Большинство, но многие рас- творяют водо-род
Гидрид (NaH, CaH2, MgH2)
  N2 Li, щелочно-земель-ные металлы                  _ Почти все Нитрид (Li3N, Ca3N2)
 
 Почти  все металлы реагируют с кислородом, но термодинамическая вероятность  и скорость этой реакции меняются  при переходе от цезия, который  загорается при контакте с  воздухом, к металлам типа алюминия  и цинка, устойчивым в этих  условиях.
       
Отношение металлов к воде и  водным растворам  окислителей.
     В водных растворах восстановительная   активность металлов характеризуется  значением стандартного окислительно-восстановительного  потенциала. Ионы металлов являются  окислителями, а металлы в виде простых веществ – восстановителями. Чем ближе металл к началу ряда напряжений, тем более сильные восстановительные свойства проявляет простое вещество – металл. Чем дальше от начала ряда расположен металл, тем более сильным окислителем в растворе является катион металла.
      Металлы способны вытеснять друг  друга из растворов солей. Направление  реакции определяется при этом  их взаимным расположением в  ряду напряжений.       
Взаимодействие  с водой.
Окислителем в воде формально является катион водорода. Поэтому принципиально окисляться водой могут те металлы, стандартные электродные потенциалы которых меньше потенциала восстановления водорода в воде. Последний зависит от рН раствора:
? = - 0,059•рН = 0,059•7 = -0,413В.
 
              Активные                Li - Al
Средней активности          Al – H2
Малоактивные              H2 - Au

  Реагируют

Ме0 + Н2О > Ме+ОН + Н2
Реагируют при  нагре-вании, пассивируются: Al, Ti, Cr, Fe, Co, Ni, Zn, Sn, Cd, Pb     Не  реагируют
 
Взаимодействие  со щелочами. Со щелочами могут реагировать:
1) металлы,  дающие амфотерные оксиды:

Ме0 + Н2О + ОН > МеО2 + Н2

Ме0 + Н2О + ОН > [Ме(ОН)4] + Н2
2) металлы,  обладающие высокими степенями  окисления, в присутствии сильных  окислителей (обычно перекиси  щелочных металлов):
рН >7     2Me0 + 7Na2O2 + 6 H2O > 2NaMeO4 + 12NaOH. 

Взаимодействие  с кислотами.
С кислотами  металлы реагируют различно в  зависимости от активности металла  и окислительных свойств кислоты. Наиболее типичная реакция для свободных  металлов и кислот:
Ме0 + 2Н+ > Ме2+ + Н2 , окислитель - 2Н+ .
     Если кислоты кислородсодержащие  и атомы неметаллов, их образующие, будут иметь высшие степени  окисления, то окислителем будут  не катионы водорода, а кислотообразующие  атомы неметаллов. Они могут восстанавливаться до различных степеней окисления.
Для конц. H2SO4 (окислитель - S+6
Активные           Средней активности        Малоактивные
Реагируют 
 
Реагируют; реагируют и пассивируются Al, Fe
Реагируют: Cu, Hg
Не реагируют: Ag, Au, Ru, Os, Rh, Ir, Pt
и т.д.................


Перейти к полному тексту работы


Скачать работу с онлайн повышением уникальности до 90% по antiplagiat.ru, etxt.ru или advego.ru


Смотреть полный текст работы бесплатно


Смотреть похожие работы


* Примечание. Уникальность работы указана на дату публикации, текущее значение может отличаться от указанного.